Гальванический элемент

Электрохимическое устройство

Гальванический элемент без потока катионов

Гальванический элемент или гальванический элемент , названный в честь ученых Луиджи Гальвани и Алессандро Вольта соответственно, представляет собой электрохимический элемент , в котором электрический ток генерируется в результате спонтанных окислительно-восстановительных реакций. Обычный аппарат обычно состоит из двух разных металлов, каждый из которых погружен в отдельные химические стаканы, содержащие в растворе ионы соответствующих металлов, которые соединены солевым мостиком или разделены пористой мембраной. ^[1]

Вольта был изобретателем гальванической батареи , первой электрической батареи . Общее использование слова « батарея» стало включать в себя один гальванический элемент, но первые батареи имели много гальванических элементов. ^[2]

История

В 1780 году Луиджи Гальвани обнаружил, что когда два разных металла (например, медь и цинк) находятся в контакте, а затем одновременно прикасаются к двум разным частям мышцы лягушачьей лапки, то для замыкания цепи лягушачья лапка контракты. ^[3] Он назвал это « животным электричеством ». Лягушачья лапка была не только детектором электрического тока, но и электролитом ( говоря языком современной химии).

Через год после того, как Гальвани опубликовал свою работу (1790 г.), Алессандро Вольта показал, что в лягушке нет необходимости, используя вместо этого силовой детектор и бумагу, пропитанную рассолом (в качестве электролита). (Ранее Вольта установил закон емкости C =вопрос/Вс силовыми детекторами). В 1799 году Вольта изобрел гальваническую батарею, представляющую собой стопку гальванических элементов, каждый из которых состоит из металлического диска, слоя электролита и диска из другого металла. Он построил его полностью из небиологического материала, чтобы бросить вызов теории животного электричества Гальвани (и более позднего экспериментатора Леопольдо Нобили ) в пользу своей собственной теории контактного электричества металл-металл. ^[4] Карло Маттеуччи, в свою очередь, сконструировал батарею полностью из биологического материала в ответ на Вольту. ^[5] Точка зрения Вольты на контактное электричество характеризовала каждый электрод числом, которое мы теперь назвали бы работой выхода электрода. Эта точка зрения игнорировала химические реакции на границе раздела электрод-электролит, которые включают образование H 2 на более благородном металле в котле Вольты.

Хотя Вольта не понимал, как работает батарея или гальванический элемент, эти открытия проложили путь к электрическим батареям; В 1999 году ячейка Вольты была названа вехой IEEE. ^[6]

Примерно сорок лет спустя Фарадей (см. Законы электролиза Фарадея ) показал, что гальванический элемент, который теперь часто называют гальваническим элементом, имеет химическую природу. Фарадей ввел в язык химии новые термины: электрод ( катод и анод ), электролит и ион ( катион и анион ). Таким образом, Гальвани ошибочно полагал, что источник электричества (или источник электродвижущей силы (ЭДС), или местонахождение ЭДС) находится в животном, Вольта ошибочно полагал, что он находится в физических свойствах изолированных электродов, но Фарадей правильно определил источник ЭДС. как химические реакции на границах раздела электрод-электролит. Авторитетной работой по интеллектуальной истории гальванического элемента остается работа Оствальда. ^[7]

В 1940 году Вильгельм Кениг предположил , что объект, известный как Багдадская батарея, может представлять собой технологию гальванических элементов из древней Парфии . Было показано, что копии, наполненные лимонной кислотой или виноградным соком, производят напряжение. Однако далеко не факт, что именно это и было его целью — другие ученые отмечали, что он очень похож на сосуды, которые, как известно, использовались для хранения пергаментных свитков. ^[8]

Принципы

Схема гальванического элемента Zn–Cu

Гальванические элементы являются продолжением спонтанных окислительно-восстановительных реакций, но были разработаны лишь для использования энергии, вырабатываемой в результате этой реакции. ^[1] Например, если погрузить полоску металлического цинка (Zn) в водный раствор сульфата меди (CuSO ₄ ), на поверхности металлического цинка соберутся темные твердые отложения и появится синий цвет, характерный для Ион Cu ²⁺ исчезает из раствора. Отложения на поверхности металлического цинка состоят из металлической меди, а раствор теперь содержит ионы цинка. Эта реакция представлена

Zn(тв) + Cu ²⁺ (водн.) → Zn ²⁺ (водн.) + Cu (тв.)

В этой окислительно-восстановительной реакции Zn окисляется до Zn ²⁺ , а Cu ²⁺ восстанавливается до Cu. Когда электроны передаются непосредственно от Zn к Cu ²⁺ , энтальпия реакции теряется в окружающей среде в виде тепла. Однако ту же реакцию можно провести и в гальваническом элементе, позволяя преобразовать часть выделяющейся химической энергии в электрическую. В своей простейшей форме полуэлемент состоит из твердого металла (называемого электродом ) , погруженного в раствор; раствор содержит катионы (+) электродного металла и анионы (-) для уравновешивания заряда катионов. ^[9] Полная ячейка состоит из двух полуячеек, обычно соединенных полупроницаемой мембраной или солевым мостиком , который предотвращает попадание ионов более благородного металла на другой электрод. ^[9]

Конкретным примером является ячейка Даниэля (см. рисунок) с цинковой (Zn) полуячейкой, содержащей раствор ZnSO ₄ (сульфат цинка), и медной (Cu) полуячейкой, содержащей раствор CuSO ₄ (сульфат меди). . Здесь используется солевой мостик для замыкания электрической цепи.

Если внешний электрический проводник соединяет медный и цинковый электроды, цинк из цинкового электрода растворяется в растворе в виде ионов Zn ²⁺ (окисление), высвобождая электроны, которые попадают во внешний проводник. Чтобы компенсировать повышенную концентрацию ионов цинка, через солевой мостик ионы цинка покидают, а анионы попадают в цинковую полуклетку. В медной полуячейке ионы меди прикрепляются к медному электроду (восстановление), захватывая электроны, покидающие внешний проводник. Поскольку ионы (катионы) Cu ²⁺ осаждаются на медный электрод, последний называется катодом . Соответственно цинковый электрод является анодом . Электрохимическая реакция – это

${\displaystyle {\ce {Zn(s) + Cu^{2+}(aq) -> Zn^{2+}(aq) + Cu(s)}}}$

Это та же реакция, что и в предыдущем примере. Кроме того, электроны текут через внешний проводник, что является основным применением гальванического элемента.

Как обсуждалось в разделе о напряжении ячейки, электродвижущая сила ячейки представляет собой разность потенциалов полуячейки, меру относительной легкости растворения двух электродов в электролите. ЭДС зависит как от электродов, так и от электролита, что указывает на химическую природу ЭДС.

Половинчатые реакции и условности

Полуячейка содержит металл в двух степенях окисления . Внутри изолированной полуячейки происходит окислительно-восстановительная (окислительно-восстановительная) реакция, находящаяся в химическом равновесии , состояние, символически записываемое следующим образом (здесь «М» представляет собой катион металла, атом, который имеет дисбаланс зарядов из-за потеря « n » электронов):

M ^{n +} (окисленные виды) + n e ⁻ ⇌ M (восстановленные виды)

Гальванический элемент состоит из двух полуэлементов, причем электрод одного полуэлемента состоит из металла А, а электрод другой полуэлемента - из металла В; Таким образом, окислительно-восстановительные реакции для двух отдельных полуэлементов таковы:

А ^{п +} + п е ⁻ ⇌ А

B ^{м +} + м е ⁻ ⇌ B

Общая сбалансированная реакция:

m A + n B ^{m +} ⇌ n B + m A ^{n +}

Другими словами, атомы металлов одной полуячейки окисляются, а катионы металлов другой полуячейки восстанавливаются. Разделив металлы на две полуячейки, можно управлять их реакцией таким образом, чтобы обеспечить перенос электронов через внешнюю цепь, где они смогут совершить полезную работу .

• Электроды соединены металлической проволокой для проведения электронов, участвующих в реакции.

В одной полуячейке растворенные катионы металла-B соединяются со свободными электронами, доступными на границе раздела между раствором и электродом из металла-B; эти катионы тем самым нейтрализуются, вызывая их осаждение из раствора в виде отложений на электроде из металла-B, процесс, известный как гальваническое покрытие .

Эта реакция восстановления приводит к тому, что свободные электроны по всему электроду из металла B, проволоке и электроду из металла A втягиваются в электрод из металла B. Следовательно, электроны отбираются от некоторых атомов электрода металла-А, как если бы катионы металла-В вступали в реакцию непосредственно с ними; эти атомы металла-А становятся катионами, которые растворяются в окружающем растворе.

По мере того, как эта реакция продолжается, в полуячейке с электродом из металла-А образуется положительно заряженный раствор (поскольку катионы металла-А растворяются в нем), в то время как в другой полуячейке образуется отрицательно заряженный раствор (поскольку катионы металла-В выпадает из него осадок, оставляя после себя анионы); если не ослабевать, этот дисбаланс в ответственности остановит реакцию. Растворы полуклеток соединены солевым мостиком или пористой пластинкой, позволяющей ионам переходить из одного раствора в другой, что уравновешивает заряды растворов и позволяет реакции продолжаться.

По определению:

• Анод — это электрод, на котором происходит окисление (потеря электронов) (электрод металл-А); в гальваническом элементе это отрицательный электрод, поскольку при окислении электроны остаются на электроде. ^[10] Эти электроны затем текут через внешнюю цепь к катоду (положительному электроду) (в то время как при электролизе электрический ток заставляет поток электронов двигаться в противоположном направлении, а анод является положительным электродом).
• Катод — это электрод, на котором происходит восстановление (приобретение электронов) (электрод металл-B) ; в гальваническом элементе это положительный электрод, поскольку ионы восстанавливаются за счет захвата электронов с электрода и высвобождения (в то время как при электролизе катод является отрицательной клеммой и притягивает положительные ионы из раствора). В обоих случаях утверждение « катод притягивает катионы » верно.

Гальванические элементы по своей природе вырабатывают постоянный ток . Ячейка Вестона имеет анод, состоящий из амальгамы кадмия и ртути , и катод, состоящий из чистой ртути. Электролит представляет собой (насыщенный) раствор сульфата кадмия . Деполяризатор представляет собой пасту сульфата ртути. Когда раствор электролита насыщен, напряжение элемента очень воспроизводимо; следовательно, в 1911 году он был принят в качестве международного стандарта напряжения.

Аккумулятор представляет собой набор гальванических элементов, соединенных вместе и образующих единый источник напряжения. Например, типичная свинцово-кислотная батарея на 12 В имеет шесть гальванических элементов, соединенных последовательно с анодами, состоящими из свинца, и катодами, состоящими из диоксида свинца, оба погружены в серную кислоту . Большие аккумуляторные помещения , например, на телефонной станции , обеспечивающей электропитание телефонов пользователей в центральном офисе, могут иметь ячейки, соединенные как последовательно, так и параллельно.

Напряжение ячейки

Напряжение ( электродвижущая сила E ^o ), создаваемое гальваническим элементом, можно оценить по стандартному изменению свободной энергии Гиббса в электрохимической реакции согласно:

$${\displaystyle E_{\text{cell}}^{o}=-\Delta _{r}G^{o}/(\nu _{e}F)}$$

где ν _e — число электронов, перешедших в сбалансированных полуреакциях, а F — постоянная Фарадея . Однако его удобнее определять, используя стандартную таблицу потенциалов для двух задействованных полуячеек . Первым шагом является идентификация двух металлов и их ионов, реагирующих в клетке. Затем находят стандартный электродный потенциал E o в вольтах для ^каждой из двух полуреакций . Стандартный потенциал клетки равен более положительному значению E ^o минус более отрицательному значению E ^o .

Например, на рисунке выше это растворы CuSO ₄ и ZnSO ₄ . В каждом растворе есть соответствующая металлическая полоска и солевой мостик или пористый диск, соединяющий два раствора и позволяющий SO²⁻
₄ионы свободно перемещаются между растворами меди и цинка. Чтобы рассчитать стандартный потенциал, нужно просмотреть полуреакции меди и цинка и найти:

Cu ²⁺ + 2
е⁻
⇌ Cu E ^o = +0,34 В 

Цинк ²⁺ + 2
е⁻
⇌ Zn E ^o = −0,76 В 

Таким образом, общая реакция такова:

Cu ²⁺ + Zn ⇌ Cu + Zn ²⁺

Тогда стандартный потенциал реакции составляет +0,34 В - (-0,76 В) = 1,10 В. Полярность ячейки определяют следующим образом. Металлический цинк является более сильным восстановителем, чем металлическая медь, поскольку стандартный (восстановительный) потенциал цинка более отрицателен, чем у меди. Таким образом, металлический цинк отдает электроны ионам меди и развивает положительный электрический заряд. Константа равновесия K для клетки определяется выражением :

$${\displaystyle \ln K={\frac {\nu _{e}FE_{\text{cell}}^{o}}{RT}}}$$

где F — постоянная Фарадея , R — газовая постоянная и T — температура в кельвинах . Для ячейки Даниэля K примерно равно1,5 × 10 ³⁷ . Таким образом, в состоянии равновесия переносится несколько электронов, которых достаточно, чтобы вызвать заряд электродов. ^[11]

Фактические потенциалы полуэлементов необходимо рассчитывать с использованием уравнения Нернста , поскольку растворенные вещества вряд ли будут находиться в своих стандартных состояниях:

$${\displaystyle E_{\text{half-cell}}=E^{o}-{\frac {RT}{\nu _{e}F}}\ln _{e}Q}$$

где Q – коэффициент реакции . Когда заряды ионов в реакции равны, это упрощается:

$${\displaystyle E_{\text{half-cell}}=E^{o}-2.303{\frac {RT}{\nu _{e}F}}\log _{10}\left\{{\text{M}}^{n+}\right\}}$$

где {M ^{n +} } — активность иона металла в растворе. На практике вместо активности используется концентрация в моль/л. Металлический электрод находится в стандартном состоянии, поэтому по определению имеет единичную активность. Потенциал всей ячейки получается как разность потенциалов двух полуэлементов, поэтому он зависит от концентраций обоих растворенных ионов металлов. Если концентрации одинаковы, то уравнение Нернста в предполагаемых здесь условиях не требуется. ${\displaystyle E_{\text{cell}}=E_{\text{cell}}^{o}}$

Стоимость 2,303р/Фявляется1,9845 × 10 ^-4  В/К , поэтому при 25 °C (298,15 К) потенциал полуячейки изменится всего на 0,05918 В/ νe _, если концентрация иона металла увеличится или уменьшится в 10 раз.

$${\displaystyle E_{\text{half-cell}}=E^{o}-{\frac {0.05918\ {\text{V}}}{\nu _{e}}}\log _{10}\left[{\text{M}}^{n+}\right]}$$

Эти расчеты основаны на предположении, что все химические реакции находятся в равновесии. Когда в цепи течет ток, условия равновесия не достигаются, и напряжение элемента обычно снижается за счет различных механизмов, таких как развитие перенапряжений . ^[12] Кроме того, поскольку во время выработки электроэнергии происходят химические реакции, концентрация электролита изменяется, а напряжение элемента снижается. Следствием температурной зависимости стандартных потенциалов является то, что напряжение, создаваемое гальваническим элементом, также зависит от температуры.

Гальваническая коррозия

Гальваническая коррозия – это электрохимическая эрозия металлов. Коррозия возникает, когда два разнородных металла контактируют друг с другом в присутствии электролита , например соленой воды. Это образует гальванический элемент, в котором газообразный водород образуется на более благородном (менее активном) металле. В результате электрохимического потенциала возникает электрический ток, который электролитически растворяет менее благородный материал. Концентрационная ячейка может образоваться, если один и тот же металл подвергается воздействию двух разных концентраций электролита.

Типы

• Концентрационная ячейка
• Электролитическая ячейка
• Электрохимическая ячейка
• Лимонная батарейка
• Термогальванический элемент

Смотрите также

• Биоэлектрохимический реактор
• Потенциал покоя
• Бионано генератор
• Обозначение ячеек
• Десульфатация
• Электрохимическая инженерия
• Электродный потенциал
• Электрогидрогенез
• Электросинтез
• Ферментативный биотопливный элемент
• Гальваническая серия
• Изотопная электрохимия
• Список типов батарей
• Жертвенный анод

Рекомендации

1. Макмерри, Джон; Фэй, Роберт С.; Робинсон, Джилл К. (2015). Химия (7-е изд.). Бостон: Пирсон. п. 762. ИСБН 978-0-321-94317-0. ОКЛК  889577526.
2. «батарея» (определение 4b), Онлайн-словарь Merriam-Webster (2008). Проверено 6 августа 2008 г.
3. Кейтли, Джозеф Ф. (1999). Дэниел Селл . Джон Уайли и сыновья. стр. 49–51. ISBN 978-0-7803-1193-0.
4. Кипнис, Нахум (2003) «Изменение теории: случай контактного электричества Вольты», Nuova Voltiana , Vol. 5. Università degli studi di Pavia, 2003 ISBN 88-203-3273-6 . стр. 144–146. 
5. Кларк, Эдвин; Джасина, Л.С. (1992) Истоки нейробиологических концепций девятнадцатого века, University of California Press. ISBN 0-520-07879-9 . п. 199 
6. «Вехи: изобретение электрической батареи Вольтой, 1799 год». Сеть глобальной истории IEEE . ИИЭЭ . Проверено 26 июля 2011 г.
7. Оствальд, Вильгельм (1980). Электрохимия: история и теория .
8. Хотон, Брайан (2007) Скрытая история: утраченные цивилизации, тайные знания и древние тайны . Карьера Пресс. ISBN 1564148971 . стр. 129–132 
9. Петруччи, Ральф Х.; Херринг, Ф. Джеффри; Мадура, Джеффри Д.; Биссоннетт, Кэри (2017). Общая химия: принципы и современные приложения (11-е изд.). Торонто: Пирсон. п. 869. ИСБН 978-0-13-293128-1. ОКЛК  951078429.
10. «Введение в окислительно-восстановительное равновесие». Химгид . Проверено 20 июля 2014 г.
11. Аткинс, П.; де Паула, Дж. (2006). Физическая химия (8-е изд.). Издательство Оксфордского университета. ISBN 978-0-19-870072-2.Глава 7, разделы «Равновесная электрохимия»
12. Аткинс, П.; де Паула, Дж. (2006). Физическая химия (8-е изд.). Издательство Оксфордского университета. ISBN 978-0-19-870072-2.Раздел 25.12 «Рабочие гальванические элементы»

Внешние ссылки

• Как построить гальваническую батарею с MiniScience.com
• Гальванический элемент, анимация
• Интерактивная анимация гальванического элемента. Исследовательская группа по химическому образованию, Университет штата Айова.
• Реакции переноса электрона и окислительно-восстановительные потенциалы в Гальванических элементах – что происходит с ионами на границе фаз (НЕРНСТ, ФАРАДЕЙ) (Видео SciFox на TIB AV-Portal)